ия представляет собой сумму концентраций всех различных ионизованных компонентов, включая комплексы с Mg2+ (см. ниже). Поскольку равновесие достигается при величине Г, равной 105, то при концентрациях Pi 10 мМ и ADP 10 мМ (обычно именно в этих концентрациях они содержатся в цитоплазме) равновесная концентрация АТР составляет лишь 10-9 М.

Изменения величины AG при отклонении соотношения действующих масс от равновесия показаны в табл. 3.1. Митохондрии

Таблица 3.1

Изменения свободной энергии прн гидролизе АТР до АДР + Pi как функция отклонения от равновесия1

X'(pH7, [Mg2+] = ЮмМ) = = 1,0-10» Наблюдаемое соотношение действующих масс (Г') К'/Г' ДО, кДжмоль-1 [ATP]/[ADP] при [Р,] = ЮмМ

106 1 0 ю-'

103 102 — 11,4 ю-5

10 ю4 — 22,8 ю-3

1 ю5 — 28,5 ю-2

0,1 10е — 34,2 ю-1

ю-3 108 — 45,6 10

Ю-5 101° — 57 103

1 Точные значения см.: Rosing, Slater, 1972.

могут поддерживать соотношение действующих масс этой реакции в инкубационной среде на уровне Ю-5 М, что на 10 порядков ниже равновесной величины (Slater et al., 1973). В этих условиях в среде может содержаться 10 мМ Рь 10 мМ АТР и лишь 10-5 М ADP. Для дальнейшего синтеза АТР митохондриями при условии постоянства этих концентраций требуется, в соответствии с табл. 3.1, 57 кДж свободной энергии на каждый моль. Отметим, что величина изменения свободной энергии при синтезе АТР может быть получена из соответствующей величины, характеризующей, гидролиз АТР, простой переменой знака.

50 Глава 3

Рассмотрим частный случай общего выражения для величины AG [уравнение (3.4)] при наблюдаемом соотношении действующих масс, равном единице. Эти условия характеризуются величиной стандартной свободной энергии AG0:

AG° = — 2,3RTlgK. (3.6)

Подставляя это соотношение в уравнение (3.4), можно исключить константу равновесия:

AG = AG0 + 2,3RT lg Г. (3.7)

Это наиболее часто встречающаяся форма записи уравнения для изменений свободной энергии. Отметим, что величины К и Г при таком рассмотрении лишены размерности.

Для того чтобы избежать ошибок или недоразумений при расчетах констант равновесия и величин изменения свободной энергии, следует учитывать ряд правил. Наиболее важными для биоэнергетики являются следующие:

1. Истинные термодинамические константы равновесия рассчитываются на основании химических активностей, а не концентраций компонентов реакции. Обычно в биохимических системах невозможно определить активности всех компонентов, и константы равновесия рассчитывают, исходя из концентраций. Это не вносит ошибки до тех пор, пока наблюдаемые соотношения действующих масс и константы равновесия определяются при сопоставимых условиях.

2. В тех случаях, когда вода является субстратом или продуктом реакции, ее концентрацию принимают равной единице, а не 55 М. Это означает, что вода может не рассматриваться при описании равновесных состояний [см., например, уравнение (3.5)].

3. Если один или несколько реагентов или продуктов могут находиться в различных ионизованных формах или способны связывать катионы, то возникает вопрос: что использовать для определения константы равновесия — сумму концентраций всех форм реагентов или лишь тех форм, которые способны вступать в реакцию? Гидролиз АТР до ADP и Pi служит примером такого сложного случая. Все компоненты этой реакции частично ионизованы при физиологическом рН и способны связывать Mg2+ с различным сродством (Chappell, 1977). Так, АТР может существовать при рН7 в следующих формах:

[2ATPJ = [АТР4"] + [АТР3"] + [(АТР • Mg)2"] + [(АТР • Mg)-].

(3.8)

Если установлено, что истинная реакция имеет вид

(АТР • Mg)2- + Н20 = (ADP • Mg)" + Р?~ + Н+, (3.9) то выражение для константы равновесия имеет вид

Количественная биоэнергетика: измерение движущих сил

51

„ [(ADP • Mg)~] Г рМ [Н+]

К = -- 1 1 J —-• (ЗЛО)

[(АТР • Mg)»-] '

Определенное таким образом значение константы равновесия не будет зависеть от рН и Mg2+, поскольку эти факторы входят в само уравнение. Однако формы реагентов, вступающие в реакцию, точно не известны, а определение их концентраций сильно затруднено, так как и ферментативные, и химические методы позволяют определить лишь суммарную концентрацию каждого вещества (например, 2АТР).

Поэтому на практике используются кажущиеся значения константы равновесия К', рассчитанные, исходя из суммарных концентраций без учета эффектов ионизации и связывания ионов [уравнение (3.5)].

Наиболее важным ограничением при использовании значения К' является то, что оно не остается постоянным для данной реакции при постоянной температуре, а зависит от всех параметров, которые мы исключили из полного уравнения, например от рН и концентрации катиона. Таким образом, величина кажущейся константы равновесия верна лишь для данных значений рН и концентрации катиона и должна рассматриваться как характеристика этих условий. Тот же смысл имеет кажущаяся величина AG°'(pH=*, iug2+]=y), которую можно рассчитать, зная кажущуюся константу равновесия так же, как и в случае истинных параметров [уравнение (3.6)].

Для того чтобы рассчитать реальное изменение свободной энергии, необходимо выбрать значение AG0' или К.', характерное для тех же условий, в которых проводится определение соотношения действующих масс:

AG' = AG0' + 2,3 ЯГ lg Г (3.11)

Очень часто встречается ошибочное утверждение о том, что фос-фоангидридные связи в АТР являются высокоэнергетическими (макроэргическими), что в них энергия может запасаться и затем использоваться для катализа реакций, протекающих в термодинамически невыгодном направлении. В то же время из данных табл. 3.1 должно быть ясно, что для определения способности реагентов совершить работу существенно отклонение соотношения их действующих масс от равновесия, а не свойства одного из компонентов. Некая гипотетическая клетка могла бы использовать любую реакцию для трансформации энергии, запасаемой в митохондриях. Например, если реакцию, катализируемую глюкозо-6-фосфатазой, поддерживать в состоянии, отстоящем на 10 порядков от равновесия, то глюкозо-б-фосфат будет также способен к совершению работы в клетке, как и АТР. Напротив, можно наполнить Тихий океан смесью АТР,

52 Глава 3

ADP и Pi, находящейся в равновесии, но АТР в нем не сможет совершить никакой работы.

Вторая ошибка, которая еще встречается в литературе,— это путаница понятий реальных и стандартных изменений свободной энергии. Стандартные изменения свободной энергии являются просто иной формой представления константы равновесия [уравнение (3.6)]; они не дают никакой информации об условиях в клетке. Рассуждения об «эффективности» синтеза АТР в митохондриях часто основываются на ошибочном использовании этих величин.

Свободную энергию АТР-синтетазной реакции иногда для краткости называют «фосфорилирующим потенциалом», «фосфатным потенциалом» или AGp. Чтобы упростить сравнение фосфатного потенциала с редокс- или электрохимическим потенциалом, AGp часто выражают в милливольтах (разд. 3.8).

3.3. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ (РЕДОКС) ПОТЕНЦИАЛЫ

Как митохондриальная дыхательная цепь, так и фотосинтетическая электронтранспортная цепь функционирует как последовательность реакций переноса электрона от одного компонента к другому. Многие из этих компонентов просто принимают один или несколько электронов, переходя из окисленной формы в восстановленную, у других присоединение электронов вызывает повышение рК одной или нескольких ионизуемых групп. В последнем случае восстановление переносчика сопровождается присоединением одного или нескольких протонов.

Цитохром с восстанавливается, присоединяя 1е_:

Fe3+ • цит. с + 1 е- = Fe2+ . цит. с. (3.12) При восстановлении NAD+ присоединяется 2е~ и 1Н+:

NAD+ + 2е- + Н+ = NADH. (3.13)

Восстановление убихинона (UQ) требует присоединения 2е~ и 2Н+:

UQ + 2е~ + 2Н* = UQH2. (3.14)

Последнюю реакцию обычно (хотя и не совсем точно) называют переносом двух атомов водорода.

Все окислительно-восстановительные реакции достаточно хорошо описываются термодинамически с помощью изменения свободной энергии. Однако поскольку в этих реакциях происходит перенос электронов, при их описании обычно используют электрохимические параметры. Хотя термодинамические принципы остаются при этом неизменными, использование окислительно-восстановительных потенциалов в электрохимии часто

Количественная биоэнергетика: измерение движущих сил

53

затрудняет понимание основных соотношений, касающихся изменения свободной энергии.

Электрохимическое описание редокс-реакции дает возможность разбить весь процесс на две полуреакции, включающие выделение и присоединение электронов. Например, реакция, катализируемая лактатдегидрогеназой:

Пируват + NADH + Н+ ^ Лактат + NAD+ (3.15)

может быть представлена в виде двух полуреакций:

NADH Zl NAD+ + Н+ + 2е", (3.16)

Пируват -+ 2Н+ + 2е~ ^ Лактат. (3.17)

Пара окисленной и восстановленной форм, такая, как NADH/NAD+, называется редокс-парой.

Поскольку суммарная лактатдегидрогеназная реакция обратима, каждая из полуреакций также должна быть обратима и, следовательно, по крайней мере теоретически, можно определить константы равновесия этих реакций. Однако не вполне ясно, как следует учитывать электроны, которые не могут существовать независимо в растворе. С подобной проблемой сталкиваются в электрохимии при описании равновесия между металлом (т. е. восстановленной формой) и раствором его соли (т. е. окисленной формой). В этом случае способность пары служить донором электронов можно рассчитать, представив ее в виде электрической ячейки, состоящей из двух полуячеек, каждая из которых содержит металлический электрод в равновесии с 1 М раствором его соли. Электрический контур замыкается с помощью мостика, соединяющего растворы, но предотвращающего их смешивание. Разность электрических потенциалов между электродами может быть измерена с помощью потенциометра с высоким сопротивлением. Чтобы облегчить сравнение различных электродных потенциалов, их вычисляют относительно потенциала стандартного водородного электрода: